заг химия лаб

П р и к л а д 3 . Для відновлення 7,09 г оксиду двовалентного металу потрібно 2,24 л водню (умови нормальні). Визначити масу еквівалента металу та відносну атомну масу металу.

П р и к л а д 5 . Скільки металу, молярна маса еквівалента якого дорівнює 12,16 г/моль, взаємодіє з 310 см3 кисню (н.у.)?

11

Р о з в’ я з а н н я : Молярна маса кисню (32 г/моль) за н.у. займає об’єм еквівалентної маси кисню (8 г/моль) 22,4 : 4 = 5,6 л = 5600 мл.

m Me =12,16 310 = 0,673г. 5600

П р и к л а д 6. Визначити молярну масу еквівалента окисника і відновника в окисно-відновній реакції взаємодії купруму з розведеною нітратною кислотою.

Р о з в’ я з а н н я : Атом купруму, втрачаючи електрони (відновник) набуває ступень окиснення +2.

Виходячи з цього, молярна маса еквівалента купруму становить:

M HNO3

3

кислоти; 3 – кількість приєднаних окисником електронів.

Л А Б О Р А Т О Р Н А Р О Б О Т А № 2

КЛАСИ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК

Запитання і задачі:

1.Навести класифікацію оксидів, кислот, основ, солей (написати по два приклади).

2.Які з наведених сполук взаємодіють між собою: Ca(OH)2, Zn(OH)2,

Al(OH)3, H2SO4?

3.Яким чином одержують кислі та основні солі? Напишить рівняння

реакцій.

4.Як змінюється хімічний характер оксидів вищої валентності елементів 3-го періоду періодичної системи?

5.Назвати хімічний характер таких оксидів: FeO, Fe2O3, FeO3, Cl2O7,

MnO, MnO2, Mn2O7, CO, NO, N2O5 .

12

6. Навести графічні формули таких сполук: Na2O, Na2O2, Al2O3, H3PO4, Ca(OH)2, CuSO4, (CuOH)2SO4, Cu(HSO4)2.

7. Назвати за міжнародною номенклатурою такі солі: FeSO4, Fe2(SO4)3, AlCl3, Al(OH)2Cl, AlOHCl2, Na3PO4, NaH2PO4, Na2HPO4 .

Проведення дослідів Дослід 1. Одержання основного оксиду і гідроксиду

Тигельними щипцями беруть шматочок крейди і пропалюють його в полум’ї пальника 5-7 хвилин. Поміщають пропалену крейду в фарфорову чашку і змочують кількома краплями води. Додають дві краплі фенолфталеїну. Що при цьому спостерігається?

Складають рівняння реакцій розкладання крейди і гідратації одержаного оксиду кальцію. Який характер мають одержані сполуки?

Дослід 2. Одержання нерозчинних у воді основ

Утри пробірки наливають по 2 мл розчинів солей магнію, ніколу і феруму (ІІ). У кожну пробірку додають розчин NaOH до утворення осаду Розділяють його на дві частини і випробовують розчинення осадів дією кислоти і надлишку лугу.

Роблять висновок про хімічний характер одержаних гідроксидів Складають рівняння реакцій утворення осадів та їх розчинення в кислоті.

Дослід 3. Одержання й властивості амфотерних гідроксидів

Утри пробірки наливають по 2 мл розчинів сульфату алюмінію, хлориду хрому (ІІІ) та сульфату цинку. В кожну з них краплями додають розчин NaOH до утворення значних осадів. Кожний осад переносять у дві пробірки. В одну додають розчин кислоти, в іншу – розчин лугу до повного розчинення гідроксидів.

Якого типу одержані в пробірках гідроксиди? Складіть рівняння проведених реакцій.

Дослід 4. Одержання солей та їх властивості

1.У пробірку поміщають шматок крейди (0,5 г) і для його розчинення приливають розчин хлорогідрогенної кислоти. Який газ виділяється при цьому? Складіть рівняння реакції.

2.У дві пробірки наливають по 1 мл розчину сульфату ніколу, в одну

зних додають розчин лугу, в іншу – розчин хлориду барію до утворення осадів.

Складіть рівняння реакцій.

13

3. У пробірку наливають 3 мл вапняної води Ca(OH)2 і пропускають вуглекислий газ до утворення осадів, а потім до його розчинення. Складають рівняння реакцій.

Одержаний розчин кислої солі (гідрокарбоната кальцію) ділять на дві частини. До одної додають вапняної води до випадання осаду, другу частину нагрівають до кипіння. Складають рівняння реакцій.

МЕТОДИЧНІ ПОРАДИ

Усі неорганічні речовини за складом поділяються на прості й складні. Прості речовини (їх понад чотириста) складаються з атомів одного виду, складні – із атомів різних елементів, різного виду. Складних неорганічних сполук в природі набагато більше, їх налічується близько 300 тис.

Найважливіші класи неорганічних сполук – оксиди, основи,

кислоти й солі.

О к с и д и

Оксидами називають сполуки елемента з оксигеном в ступені окислення – 2. Формула оксиду в загальному вигляді: ExOу, де: Е – хімічний елемент, О – оксиген в ступені окислення – 2; х і у – індекси, що показують скільки атомів елемента й оксигену входить до складу молекули оксиду.

В оксидах атоми оксигену сполучені тільки з атомами елементів і не зв’язані між собою. Графічне зображення формул оксидів:

O

O

Al Al2O3 O O O

Al

Номенклатура оксидів. Назва бінарної сполуки складається з назви більш електровід’ємного елемента, до якого додається закінчення – ид, і наступної за ним назви менш електровід’ємного елемента.

Способи одержання оксидів.

1. Безпосередня взаємодія речовин.

14

C + O2 = CO2 , 2Mg + O2 = 2MgO 2ZnS +3O2 = 2ZnO + 2SO2

CH4 + 2O2 = CO2 − + 2H2O

2. Розкладання складних сполук.

Властивості оксидів. Хімічні властивості оксидів визначаються тільки природою елемента. Властивості оксигену у всіх оксидах залишаються незмінними.

За своїми властивостями оксиди поділяються на основні, кислотні й

амфотерні.

Основні оксиди – це оксиди неметалів невисокого ступеню окиснення, наприклад: Li2O, Na2O, K2O, Rb2O, CaO, SbO, BaO, FeO, MnO.

Кислотні оксиди – це оксиди неметалів і окcиди металів з вищого ступеня окислення, наприклад, CO2, SO2, SO3, P2O3, P2O5, N2O3, N2O5,

B2O3, CrO3, Mn2O7, Cl2O7

Вони утворюють з водою - відповідні кислоти:

CO2 + H2O = H2CO3, SO3 + H2O = H2SO4, P2O5 + H2O = 2HPO3, Mn2O7+ H2O = 2HMnO4, Cl2O7 + H2O = 2HClO4

з основними оксидами - солі:

15

з основами - сіль і воду :

(основними оксидами). Їм притаманні властивості основних і кислотних оксидів, наприклад:

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O

При цьому утворюються сіль і вода.

Г і д р о к с и д и

Гідроксидами називають сполуки, що складаються, як правило, з атома металу та іонів ОН- . Наприклад, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Mg(OH)2. ОН – це гідроксид-іон, заряд якого дорівнює -1. Число гідроксид-іонів в основі визначається ступенем окиснення металу. В загальному вигляді формула основи записується так: Ме(ОН)х , де Ме – метал, х – індекс, що вказує, скільки іонів ОН- міститься в основі ( х = 1, 2, 3 ...).

Основи класифікуються за розчинністю їх у воді й за силою, як електроліти. За розчинністю основи поділяються на: розчинні, або луги,

нерозчинні та малорозчинні. Найважливіші луги – це гідроксид натрію NaOH, гідроксид калію KOH і гідроксид кальцію Ca(OH)2. За силою, як електроліти, основи поділяють на сильні, слабкі і середньої сили залежно від ступеню дисоціації.

Номенклатура основ. Назва основи складається зі слова "гідроксид

Кількість гідроксильних груп в молекулі основи визначає її кислотність: NaOH, KOH, NH4OH – однокислотні основи;

двокислотні основи; La(OH)3, Bi(OH)3, Al(OH)3 – трикислотні основи;

Tі(OH)4 – чотирикислотна основа.

16

Властивості основ. Основи взаємодіють з кислотами, утворюючи сіль та воду, наприклад:

NaOH + HNO3 = NaNO3+ H2O Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 ↓ + +2H2O Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O.

Основи забарвлюють лакмусовий папір в синій колір, фенолфталеїн

– в малиновий, на дотик вони мильні.

Амфотерні гідроксиди.

Амфотерні гідроксиди взаємодіють як з кислотами, так і основами, утворюючи солі, наприклад:

Zn(OH)2 + 2НCl = ZnCl2 + 2H2O

Zn(OH)2 або H2ZnO2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O

К и с л о т и

Кислотами називаються сполуки, до складу яких входять атоми гідрогену, здатні заміщатися атомами металу. При цьому утворюються солі і виділяється вільний водень, наприклад:

безкисневі і кисневмісні.

Безкисневі кислоти: HF, HCl, HBr, HI, HSCN, H2S та інші. Кисневмісні кислоти – це гідрати (продукти сполук з водою) оксидів

неметалів, а також деяких металів у вищих ступенях окиснення (+5, +6, +7), наприклад:

Кількість атомів гідрогену кислоти, здатних заміщуватися атомами металу з утворенням солі, визначають основність кислоти.

Одноосновні кислоти – HCl, HBr, HI, HF, HNO 3, CH3COOH, HMnO4; двоосновні – H 2S, H2CO3, H2SiO3, H2SO3, H2SO4, H2MnO4 , H2СrO4; триосновні – H 3PO4, H3AsO4, H3BO3, H3SbO4 .

Негативно заряджені групи атомів чи поодинокі атоми (негативні іони), які залишаються після відокремлення від молекули кислоти одного чи кількох атомів гідрогену, називаються кислотними залишками.

17

Негативний заряд кислотного залишку визначається кількістю відокремлених атомів гідрогену.

Властивості кислот:

1) вони взаємодіють з багатьма металами:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑ Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑ Cu + 4HNO3(розбав.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

2) при взаємодії з основними та амфотерними оксидами утворюються сіль і вода:

C о л і

Сіллю називається продукт заміщення атомів гідрогену в кислоті на атом металу чи іон NH4+ або гідроксильної групи гідроксиду на кислотні залишки.

Класифікація солей. Розрізняють солі середні (нормальні), кислі,

основні, подвійні, комплексні і змішані.

Середня сіль – продукт повного заміщення атомів гідрогену в кислоті на метал чи гідроксильної групи гідроксиду на кислотні залишки.

2Na + H2SO4 = Na2SO4 + H2↑ Ca(OH)2 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + 2H2O

Кисла сіль – продукт неповного заміщення атомів гідрогену багатоосновної кислоти на метал.

2Na + 2H2SO4 = 2NaHSO4 + H2↑

Ca + 2H2SO4 = Ca(HSO4)2 + H2↑

Основна сіль – продукт неповного заміщення гідроксидних груп гідроксиду кислотними залишками.

Mg(OH)2 + HСl = MgOHCl + H2O

MgOHCl (основна cіль – гідроксохлорид магнію) BiCl3 + KOH = BiOHCl2 + KCl

BiOHCl2 (основна сіль – гідроксохлорид вісмуту) Al(OH)2Cl (основна сіль – дигідроксохлорид алюмінію).

Подвійна сіль утворюється, якщо атоми гідрогену в кислоті заміщуються атомами різних металів або гідроксильні групи основ – різними кислотними залишками:

2H2SO4 + Al(OH)3 + KOH = KAl(SO4)2 + 4H2O

18

KAl(SO4)2 – подвійна сіль – сульфат калію і алюмінію.

Змішаною є сіль CaClOCl або CaOCl2 – кальцієва сіль хлоридної HCl й гіпохлоритної HClO кислот.

Комплексні солі – це сполуки, до складу яких входять комплексні іони. Наприклад, K4 [Fe(CN)6], до складу її входять іон [Fe(CN)6] 4 - .

Приклади методів отримання солей:

CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl; Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2↑

Л А Б О Р А Т О Р Н А Р О Б О Т А № 3

Р О З Ч И Н И

Запитання і задачі:

1.Які системи називають розчинами?

2.Фізико-хімічна природа розчинів. Поняття про сольвати, гідрати.

3.Вплив на розчинність природи речовин, температури і тиску.

4.Тиск насиченої пари розчинів. Кипіння і замерзання розчинів.

5.Способи вираження концентрації розчинів.

6.Приготовити 250 мл 0,5 М розчину MgSO4 .

7.На нейтралізацію 50 мл розчину кислоти витратили 25 мл 0,5 н. розчину лугу. Яка була молярна концентрація еквівалента кислоти?

8.Яку масу CaCl2 необхідно розчинити в 500 г Н2О для одержання 40% розчину?

9.За якої температури замерзне 5% розчин NaCl? Кріоскопічна стала води 1,68.

Проведення дослідів

1.Приготувати 100 мл 0,2М розчину хлориду натрію.

2.Приготувати 75 г 3% розчину фосфату амонію.

3.Приготувати 50 мл розчину 0,1 н. концентрації сульфату купруму.

19

МЕТОДИЧНІ ПОРАДИ

Розчином називається гомогенна дисперсна система, що складається з двох або більшого числа компонентів. Розчини можуть бути

газоподібними, рідкими і твердими.

У понятті „ розчин” розрізняють: розчинник і розчинена речовина.

Розчинником називається компонент у переважній кількості, який при утворенні розчину не змінює агрегатного стану. Наприклад, при розчиненні солі у воді розчинником є вода. Речовина, чи речовини, рівномірно розподілені в розчиннику, називаються розчиненими.

Прийнято незалежно від кількості компонентів вважати газоподібні й тверді речовини розчиненими речовинами, а рідину – розчинником.

Для передачі кількісного складу розчину введено поняття концентрації. Концентрація розчину – вміст розчиненої речовини в одиниці об’єму або маси розчину.

Концентрацію речовини в розчинах висловлюють такими поняттями:

молярна концентрація, молярна концентрація еквівалента, моляльна концентрація, масова частка, молярна частка і об’ємна частка.

Для засвоєння матеріалу даного розділу необхідно знати визначення таких виразів: маса, об’єм, густина, відносна атомна маса, відносна молекулярна маса, моль, молярна маса.

Основна одиниця кількості речовини в Міжнародній системі одиниць – моль. Це кількість речовини, що містить стільки молекул, атомів, іонів, електронів чи інших структурних одиниць, скільки міститься атомів у 12 г ізотопу карбону 126 С.

Молярна маса Мх – маса 1 моля речовини, г/моль. Молярна маса, що виражена в грамах на моль, чисельно дорівнює відносній молекулярній масі Мr : М(С6Н12О6) = 180 г/моль;

Mr (C6H12O6) = 180.

Символ кількості речовини – n. Кількість речовини х записується як n(x). Одиниця – моль. Тоді кількість речовини

n(x) = m(x) , де m(x) – маса речовини, М(х) – молярна маса.

M (x)

Масова частка (процентна концентрація) – ωх – відношення маси компонента m(x) до маси розчину m(р-ну).

ωх = m(x) ·100%

m( р− ну)

20